Презентация на тему Периодический закон Д И Менделеева

Менделеева
ЗЖДТ
Выполнила: преподаватель
химии Безносова М.Ю.

можно определить два основных этапа:
установление частных закономерностей;
сам

факт открытия и признания этого открытия.
До того как Д.И. Менделеев сформулировал периодический закон и предложил его графическое изображение (периодическую систему) существовали и другие попытки систематизировать знания о свойствах элементов. Ученые предлагали свои таблицы и графики элементов. Некоторые из ученых утверждали, что именно им принадлежит право первенства открытия.
Поэтому познакомимся с некоторыми главными идеями предшественников открытия периодического закона.

ввел важнейшую характеристику элементов – атомный вес (позже атомная

масса). Это понятие позволило изучать и определять важнейшую характеристику – количественный состав простых и сложных тел.

Первым, кто применил количественные характеристики элементов был немецкий ученый Иоганн Вольфганг Деберейнер (1780 – 1849).

которой в группы по 3 элемента объединялись элементы со

сходными свойствами. Помимо химического сходства наблюдается и закономерность в отношении масс атомов.
Например:
7Li, 23Na, 39K;
40Ca, 88Sr, 137Ba
Закон триад: атомная масса среднего элемента равна среднему арифметическому атомных масс двух крайних элементов
Ar(Na)= (Ar(Li)+ Ar(K))/2=(7+39)/2=23

Дюма (1857) объединили большее число элементов в триады.

Бетье де Шанкуртуа предложил систему элементов в виде графика.

Он разместил все известные элементы в порядке увеличения массы атомов по винтовой линии, описанной вокруг цилиндра. Сходные элементы располагались друг под другом. Однако эта схема не получила конкретного анализа и развития, не указывала точное место элемента в системе.

химик.
Если сходные элементы расположить друг за другом, то каждый

восьмой элемент располагается под первым, свойства элементов повторяются подобно октавам в музыке. В таком графическом изображении без пропусков исключалась возможность открытия новых элементов, кроме того многие элементы попадали на несоответствующие им места.

44 элемента из известных 62-х в шести столбцах в

соответствии с их валентностью по водороду. Однако эта таблица не отражала периодичности свойств. В 1870 г. статья «Природа химических элементов как функция их атомных весов», приведена графическая зависимость атомных объемов от атомных масс (кривая Мейера).

подчеркивал значение тех трудов, которые побуждали его к исканиям:

«…Я пользовался прежними исследованиями Дюма, Гладстона, Еттенкофера, Кремерса и Ленссена» «Я считаю, что обязан преимущественно двум: Ленссену и Дюма. Я изучил их исследования и они побудили меня искать действительный закон» Д.И. Менделеев. Собр. со.ч., т.2,1934,стр.288 и 321

получило название периодического закона:

Свойства химических элементов и образованных ими

веществ находятся
в периодической зависимости от
их относительных атомных масс.

также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической

зависимости от величин атомных весов элементов.

следующий вариант таблицы, который был помещен в 8 издании

Основ химии.

П.Э. Лекок де Буабодран открыл новый элемент галий.

новый элемент скандий.
.

элемент германий
германиевый диод

инертный газ аргон, а позже и остальные.

периодического закона физический смысл обобщенных Д.И.Менделеевым фактов долгое время

оставался непонятным (из-за отсутствия в 19 веке каких-либо представлений о сложности строения атома). Например, почему элемент калий(А=39,1) в таблице находится после аргона (А=39,9); никель (58,7) после кобальта (58,9); йод(126,9) после теллура (127,6). Менделеев отступил от принятого им порядка, исходя из свойств данных элементов, требовавших именно такого расположения. Таким образом он не придавал исключительного значения атомной массе, а руководствовался совокупностью свойств. Развитие теории строения атома доказало верность размещения этих элементов.

экспериментальных данных (исследование рентгеновских спектров химических элементов) установил, что

порядковый номер элемента совпадает с зарядом ядра атома

Периодическое изменение свойств элементов зависит от их порядкового номера.

формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости

от величины заряда ядер их атомов.

А точнее свойства химических элементов определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями

горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядкового номера

от первого s-элемента (ns1) до шестого p-элемента(ns2np6)
Каждый период начинается активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом

Периоды: 1) малые – 1-й (2 элемента), 2-й и 3-й(8 элементов)
2) большие – 4-й, 5-й (18 элементов) 6-й (32 элемента) 7-й (19 элементов, незавершенный)
Состоят из 2-х рядов: четный содержит только металлы; нечетный содержит металлы и неметаллы

валентность элемента, максимальную положительную степень окисления, число валентных электронов

(исключения кислород и фтор)

Группы делятся на подгруппы. Подгруппа – это вертикальный ряд элементов, имеющих однотипное электронное строение и являющихся электронными аналогами.
Главные подгрупы (А-подгруппы)- содержат элементы s- и p-электронных семейств, которые расположены и в больших и в малых периодах. s-элементы только металлы p-элементы металлы и неметаллы.
Побочные подгруппы(В-подгруппы) содержат элементы d-электронных семейств. В побочных подгруппах элементы только больших периодов, только металлы.

между элементами и объединение их по свойствам;

– расположение

элементов в естественной последовательности;

– обнаружение периодичности и объяснение её причин;

– исправление и уточнение степени окисления некоторых элементов;

– предсказание существования ещё неоткрытых элементов.

ядер элементов и число электронов на внешнем энергетическом уровне

атомов увеличиваются;

– число энергетических уровней в атомах элементов не изменяется;

– радиус атомов уменьшается.

одной группы
– увеличение зарядов атомных ядер элементов;

– увеличение числа

энергетических уровней в атомах;

– увеличение радиуса атомов;

– неизменность числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

один электрон (относится к s-элементам), ввиду чего он может

проявлять восстановительные свойства, что роднит его со щелочными металлами.

До завершения внешнего электронного слоя ему не хватает одного электрона,
что указывает на способность проявлять окислительные свойства, а, следовательно, сближает атом водорода с галогенами.

с соответствующей ему металлической кристаллической решеткой и электронной проводимостью.

На

Земле при обычных условиях водород представляет собой двухатомную молекулу (образована ковалентной химическая связью между атомами и является газообразным веществом).

степень окисления +1, что характерно для щелочных металлов. Но

с некоторыми металлами водород способен образовывать гидриды,
в которых его степень окисления равна -1,
что сближает его с галогенами.

наиболее ценных обобщений в химии. Она представляет собой как

бы конспект химии всех элементов, график по которому можно читать свойства элементов и их соединений.
Система позволила уточнить положение, величины атомных масс, значение валентности некоторых элементов. На основе таблицы можно было предсказать существование и свойства еще не открытых элементов. Менделеев предсказал и описал свойства не открытых в то время элементов, которые он назвал экабор (скандий), экаалюминий (галий), экасилиций (германий).
Менделеев сформулировал периодический закон и предложил его графическое отображение, однако в то время нельзя было определить природу периодичности. Не была вскрыта причина периодичности изменения свойств и их соединений.Смысл периодического закона был выявлен позднее, в связи с открытиями по строеию атома.

порядковый номер элемента соответствует положительному заряду ядра атома. Атом

характеризуют три фундаментальных элементарных частицы. Протон, нейтрон, электрон. Ядро заряжено положительно и в нем сосредоточена основная масса. Ядро состоит из протонов и нейтронов. Сумма количества протонов и нейтронов МАССОВОЕ ЧИСЛО – А.
A= N(11p)+ N(10n)

п.с.: A=Ar .
Число протонов равно порядковому номеру: N(11p)=Z
Число

нейтронов: N(10n)= A- Z
Число электронов равно заряду ядра число электронов равно порядковому номеру: N(e)=Z

подгруппа).
Характеристика атома элемента. Заряд ядра Z, число протонов

Nр, число нейтронов Nn, число электронов Ne. Полная электронная формула. Графическая электронная конфигурация валентных уровней в нормальном и возбужденном состояниях.
Электронное семейство к которому относится элемент, металл или неметалл, формула и характер высшего оксида (основной, амфотерный, кислотный) и соответствующего ему гидрата. Реакции подтверждающие свойства оксида и гидрата.

Характеристика элемента по его положению в периодической системе.

п.с.
Элемент №56 – барий 56Ва. Ва находится в 6

периоде во второй группе главной подгруппы.
2) Z=+56, N(11p)=56, N(e)=56,
N(10n)=A-N(11p)=137-56=81
Электронная формула: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2





Возбужденное состояние

…6s16р1 В(Ва*)=2

3. Ва – s-элемент, металл.
Высший оксид ВаО – основной.
Гидрат – Ва(ОН)2-основание
ВаО+Н2О=Ва(ОН)2; ВаО+СО2= ВаСО3;
ВаО+2HCl=BaCl2+ Н2О;

2KOН
2.Дайте характеристику элемента №6, 16, 17, 25, 74 по

положению в п.с.